TERMOKIMIA

A. Reaksi Eksoterm dan Endoterm

Sistem adalah segala hal yang diteliti perubahan energinya.

Lingkungan merupakan segala sesuatu di luar sistem.

  1. Reaksi Eksoterm

Pada reaksi eksoterm terjadi perpindahan kalor dari sistem ke lingkungan. Reaksi eksoterm mengalami penurunan energy kimia system sehingga entalpi sitem berkurang. Oleh sebab itu ∆H reaksi eksoterm bertanda negative.

  1. Reaksi Endoterm

Reaksi endoterm terjadi jika kalor berpindah dari lingkungan ke system. Kalor diserap oleh system sehingga energy kimia system meningkat dan entalpi system juga bertambah. Oleh karena itu, ∆H reaksi endoterm bertanda positif.

  1. Persamaan Termokimia

Persamaan termokimia merupakan persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya.

1) Reaksi eksoterm

Entalpi system pada reaksi eksoterm berkurang. Oleh karena itu, entalpi produk lebih kecil daripada entalpi reaktan sehingga ∆H<0.

2) Reaksi endoterm

Entalpi system pada reaksi endoterm bertambah. Entalpi produk lebih besar daripada entalpi reaktan sehingga ∆H > 0.

Penulisan dan interprestasi persamaan termokimia diatur dalam pedoman sebagai berikut.

  • Koefisien stokiometri menunjukkan jumlah mol suatu bahan
  • Jika letak reaktan dan produk pada persamaan dibalik, maka ∆H-nya berubah menjadi kebalikannya
  • Jika koefisien persamaan digandakan, nilai ∆H juga digandakan sesuai dengan perubahan faktor koefisien persamaan
  • Wujud zat yang terlibat dalam reaksi harus ditulis dalam bentuk indeks untuk membantu menentukan perubahan entalpinya.

 

B. Perubahan Entalpi

Perubahan entalpi standar (∆Ho) yaitu perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25oC dan tekanan 1 atm. Perubahan entalpi dipengaruhi oleh suhu dan tekanan. Semakin tinggi suhu suatu zat, semakin besar perubahan entapinya. Berdasarkan jenis reaksinya, perubahan entalpi dapat dibedakan sebagai berikut.

  1. Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (∆Hof)

Perubahan entalpi pembentukan standar yaitu perubahan entalpi yang diperlukan atau dilepaskan pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan keadaan standar.

Contoh :

Entalpi pembentukan standar NaCl sebesar -401.9 kJ/mol

Na(s) + ½ Cl2(g) à NaCl(s)               ∆Hof = -401.9 kJ/mol

  1. Perubahan Entalpi Penguraian Standar (∆Hod)

Perubahan entalpi penguraian standar yaitu perubahan entalpi yang diperlukan atau dilepaskan pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsur pada keadaan standar.

Contoh :

Jika ∆Hof CO(g) = -110,5 kJ/mol, maka ∆Hod CO(g) = +110,5 kJ/mol

  1. Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (∆Hoc)

Perubahan entalpi pembakaran standar yaitu perubahan entalpi yang diperlukan atau dilepaskan pada pembakaran sempurna 1 mol zat pada keadaan standar.

Contoh :

C2H5OH(l) + 3 O2(g) à 2 CO2(g) + 3 H2O(g)           ∆Hoc = -1.50 kJ/mol

  1. Perubahan Entalpi Netralisasi Standar (∆Hon)

Perubahan entalpi netralisasi standar yaitu perubahan entalpi yang diperlukan atau dilepaskan untuk menetralkan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam yang diukur pada keadaan standar.

Contoh :

2 NaOH(aq) + H2SO4(aq) à Na2SO4(aq) + 2 H2O(l)            ∆H reaksi = – 200 kJ

 

  1. Perubahan Entalpi Penguapan Standar (∆Hovap)

Perubahan entalpi yang diperlukan atau dilepaskan pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.

Contoh :

H2O(l) à H2O(g)                    ∆Hovap = +44 kJ

  1. Perubahan Entalpi Peleburan Standar d)

Perubahan entalpi yang diperlukan atau dilepaskan pada pencairan 1 mol zat fase padat menjadi fase cair pada keadaan standar.

Contoh :

H2O(s) à H2O(l)                    ∆Hovap  = +6,01 kJ

  1. Perubahan Entalpi Sublimasi Standar (∆Hosub)

Perubahan entalpi yang diperlukan atau dilepaskan pada sublimasi 1 mol zat fase padat menjadi fase gas pada keadaan standar.

Contoh :

H2O(s) à H2O(g)                   ∆Hosub = +50,01 kJ

  1. Perubahan Entalpi Pelarutan Standar (∆Hosol)

Perubahan entalpi yang diperlukan atau dilepaskan ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut pada keadaan standar.

Contoh :

HCl(g) à HCl(aq)                  ∆Hosol = -75,14 kJ

 

Sumber : Sulami dan Rufaida. 2011. Intan Pariwara

Tinggalkan Balasan